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Das PSE gehört in den Chemieraum, sowie die Landkarten in den Erdkundeunterricht.

Was das fixe PSE an der Wand jedoch nicht abbildet, ist seine Entstehungsgeschichte. Somit

strebt das folgende Kapitel auch chemiedidaktische Überlegungen an, wie man Schülern und

Schülerinnen ein tiefes Verständnis zur Entstehung des PSE vermittelt.

Beim Lesen historischer Texte muss man oft den Begriff Element aus dem jeweiligen Zu-

sammenhang interpretieren. Zum einen wird von Elementsubstanzen gesprochen, also den

entsprechenden Stoffen und ihren makroskopischen Eigenschaften, denen man das Element-

symbol als Abkürzung des Namens zuordnete. Zum anderen bezog man mit den Atommassen

auch die submikroskopische Ebene in das Denken mit ein und der Leser muss in den histori-

schen Texten jeweils erkennen, wann es sich um Elemente im Sinne der Substanzen, wann

um Atome dieser Elementsorte handelt. Heute sehen wir die Elemente als Atom- und Ionen-

sorten mit einer bestimmten Anzahl von Nukleonen im Kern und Elektronen in der Hülle an

und ordnen diesen Elementen passende Atomsymbole oder Ionensymbole zu.

20.1 Triaden, Oktaven und Elementgruppen in der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts

In dem Bemühen, die bekannten Elemente in eine Systematik zu bringen, entwickelte JOHANN

WOLFGANG DÖBEREINER (1780-1849) seine Triadenregel zu den Eigenschaften der Ele-

mentsubstanzen. Er begann sein Wirken als einer der ersten Chemiker an der Universität Jena

im Jahr 1810 und war chemischer Berater Johann Wolfgang von Goethes, der zu der Zeit als

Wissenschaftsminister am Hof des Herzogtums Sachsen-Weimar-Eisenach in Weimar weilte.

Durch seine Forschungen mit dem Edelmetall Platin erfand er ein Feuerzeug, das aufgrund

der Reaktion von Wasserstoff mit Platin zündete: das Döbereiner-Feuerzeug.

Triaden. Wie viele Chemiker, war auch DÖBEREINER auf der Suche nach Möglichkeiten, die

Atomgewichte von Elementen annähernd genau zu bestimmen. Das Element Strontium war

selten und nicht sehr bekannt, „also eine echte Herausforderung. Von Goethe ermutigt, mach-

te sich Döbereiner daran, die Eigenschaften des Elements zu studieren“ [3]. Bei der Betrach-

tung seiner gewonnen Werte fiel ihm etwas auf: die Atommasse von Strontium lag genau

zwischen denen von Calcium und Barium. Zudem stellte Döbereiner fest, dass das chemische

Verhalten der drei Elementsubstanzen ähnlich war. „Strontium schien eine chemische Mi-

schung zweier Elemente zu sein, eines leichteren und eines schwereren“ [3].

Bei der Analyse der Verbindungen dieser Elemente entdeckte DÖBEREINER 1817 folgen-

den Zusammenhang: Betrachtet man die Oxide von Calcium, Strontium und Barium, war das


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„Äquivalentgewicht von Strontiumoxid der ungefähre arithmetische Mittelwert der Äquiva-

lentgewichte von Calcium- und Bariumoxid. Die drei Elemente, Calcium, Strontium und Ba-

rium bildeten eine Triade:

SrO = (CaO + BaO) / 2 = (59 + 155) / 2 = 107“ [4]

Mit den heutigen molaren Massen gerechnet, ergibt sich der Mittelwert für die Metalloxide:

(56 + 153) / 2 = 104,5. Auch wenn man die heute gültigen Atommassen nimmt, ist die

Atommasse des Sr-Atoms etwa der Mittelwert der Atommassen von Calcium und Barium:

m(Sr-Atom) = (40 + 137) / 2 u = 88,5 u (Tabellenwert 87,6 u).

DÖBEREINER zog nach seiner neuen Erkenntnis tatsächlich in Erwägung, dass das mittlere

Element dieser Triade eine Mischung der anderen beiden Elemente sein könnte und so äußerte

er sogar die Vorstellung der „Transmutation unter den drei Elementen“ [4].

Von der Entdeckung der ersten Triade fasziniert, befasste sich DÖBEREINER mit Atommas-

senbestimmungen und Vergleichen weiterer Elemente – doch die Entdeckung weiterer Tria-

den sollte zwölf Jahre dauern. Erst im Jahre 1829, als sicherere Atommassenbestimmungen

vorlagen, veröffentlichte er seine bekannte Arbeit „Versuch zu einer Gruppierung der elemen-

taren Stoffe nach ihrer Analogie“ [5] und benannte drei weitere Triaden. Er verglich die

Atommasse des zuvor von LIEBIG erstmals isolierten Broms mit denen von Chlor und Iod:

„Br = (Cl + I) / 2 = (35,47 + 126,47) / 2 = 80,97 “ [5].

Damit fand er einen Wert nahe dem, den BERZELIUS angegeben hatte: m(Br-Atom) = 78,38

(heutiger Wert: 79,9 u).

DÖBEREINER entdeckte ebenfalls die Triaden „Lithium, Natrium, Kalium“ und „Schwefel,

Selen, Tellur“ [5]. Er übersah allerdings zur Triade der Halogene, dass auch das Fluor in die

Reihe passte. Obwohl die Atomgewichte von Stickstoff, Kohlenstoff und Sauerstoff ebensodie Atomgewichtsdifferenz einer Triade erfüllten, sträubte sich DÖBEREINER diese als Triade

zu sehen, da die Eigenschaften der Elementsubstanzen so verschieden waren [6].

DÖBEREINERS Forschung etablierte das wichtige Konzept der Triaden, das viele andere

Chemiker in den folgenden Jahren als Grundidee aufgriffen: die Triaden werden später die

Elementfamilien oder Gruppen des Periodensystems darstellen. Seine Beobachtungen wurden

von der Fachwelt nach seiner Veröffentlichung 1829 jedoch wenig beachtet: „Döbereiners

Ideen gelangten erst 1843 in breitere Kreise, als Leopold Gmelin sie in sein Handbuch der

Chemie auf nahm“ [7].


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Heutzutage gilt DÖBEREINER als einer der Pioniere in der Entwicklung des Periodensys-

tems der Elemente, er war der erste, der den Zusammenhang zwischen den ähnlichen Eigen-

schaften der Elementsubstanzen und deren Atommassen bemerkte [8].

Oktaven. Eine andere Entdeckung machte der englische Chemiker JOHN ALEXANDER R EINA

NEWLANDS (1837-1898). Er ordnete jedem Element, aufsteigend nach den Atommassen, eine

Nummer zu, ähnlich den heutigen Ordnungszahlen. Des Weiteren drehte er die Reihenfolge

der Elemente Iod und Tellurium um – dem steigenden Atomgewicht entgegenstehend. Er

schrieb dem chemischen Verhalten der Elementsubstanzen einen größeren Stellenwert als den

Atomgewichten zu [5]. Es resultierte ein System (vgl. Tab. 20.1) basierend auf seinem be-

rühmten Gesetz der Oktaven: „Diese Anordnung unterteilte er in acht Gruppen zu je sieben

Elementen und konnte zeigen, dass sich die Eigenschaften der Elemente nach jedem siebten

Element in abgewandelter Form wiederholten“ [8]. NEWLANDS erläuterte seine Tabelle und

sein Gesetz der Oktaven der London Chemical Society und stellte seine Analogie zu den Ok-

taven der Musik wie folgt vor: „The numbers of analogous elements generally differ by 7 or

some multiple of 7. In other words, the numbers of the same group stand to each other in the

relation as the extremities of one or more octaves in music” [1].

Tab. 20.1: NEWLANDS System der Elemente [9, Hervorhebungen durch die Autorin]

______________________________________________________________________________________

H 1 F 8 Cl 15 Co 22 Br 29 Pd 36 I 45 Pt, 50

Li 2 Na 9 K 16 Cu 23 Rb 30 Ag 37 Cs 44 Tl 53

Be 3 Mg 10 Ca 17 Zn 25 Sr 31 Cd 38 Ba 45 Pb 54

Bo 4 Al 11 Cr 19 Y 24 Co 33 U 40 Ta 46 Th 56

C 5 Si 12 Ti 18 In 26 Zr 32 Sn 39 W 47 Hg 52

N 6 P 13 Mn 20 As 27 Di 34 Sb 41 Nb 48 Bi 55

O 7 S 14 Fe 21 Se 28 Ro 35 Te 43 Au 49 Os 51

________________________________________________________________________

Die Mitglieder der London Chemical Society lehnten NEWLANDS Vorschlag ab – ob es die

Analogie zur Musik oder die britische Tendenz, theoretischen Ideen skeptisch gegenüberzu-

stehen war, bleibt Spekulation. Die Ironie des Chemikers FOSTER wird in diesem Zusammen-

hang oft zitiert: „ Newlands hätte ein noch besseres Ordnungssystem entwickeln können, wenn

er die Elemente alphabetisch nach ihrem Anfangsbuchstaben angeordnet hätte“ [4].


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So kritisierte die Chemical Society auch, dass NEWLANDS keine Lücken für noch unent-

deckte Elemente gelassen hatte – bei der Entdeckung neuer Elemente könnte dies zu Proble-

men führen [10]. „Neben anderen, unbegründeten Umstellungen war jedoch bemerkenswert,

dass Newlands bereits das Tellur vor dem leichteren Iod einordnete“ [7].

Gruppen. WILLIAM ODLING (1829-1921) war als Nachfolger von FARADAY ein bekannter

Chemiker seiner Zeit und veröffentlichte ebenfalls Vorschläge zur Ordnung der Elemente. Als

Leiter der Royal Institution in London eröffnete sich ODLING die Möglichkeit, am Chemiker-

Kongress in Karlsruhe teilzunehmen, und hielt dort einen Vortrag über die „ Notwendigkeit

eines einheitlichen Systems für Atomgewichte“ [4]

1864 veröffentlichte ODLING einen Artikel zur Anordnung der Elemente. Im Gegensatz zu

NEWLANDS System aus dem gleichen Jahr, welches die Systematisierung von 24 Elementen

umfasste, schlug ODLING eine Ordnung von etwa 50 der bis dahin bekannten 60 Elemente vor

(vgl. Tab. 20.2). „Er schien entdeckt zu haben, dass vor allem die Elementsubstanzen von

Element-Paaren mit Atomgewichtdifferenzen um 16 Einheiten ähnliche chemische Eigen-

schaften zeigten. Dies stand im Zusammenhang mit den periodischen Abständen ihrer Atom-

gewichte“ [4]. „Indem er eine ganze Reihe solcher Eigenschaften wie Atomwärme, Atomvo-

lumen, Isomorphie und Basizität von Säuren nebeneinander stellte, fand er 13 natürliche

Gruppen. Diese Gruppen entstanden ohne direkte Einbeziehung der Atommasse – obwohldiese natürlichen Werte von Atomwärme und -volumen enthalten sind“ [13].

Tab. 20.2: OLDINGS System der dreizehn Gruppen [13]

Gruppe Gruppenelemente

*Gl = Glucinium, später alsBeryllium bezeichnet,*Yt = Yttrium, später durch Ysymbolisiert

1 F, Cl, Br, I2 O, S, Se, Te3 N, P, As, Sb, Bi

4 B, Si, Ti, Sn5 Li, Na, K6 Ca, Sr, Ba7 Mg, Zn, Cd8 Gl*, Yt*, Th9 Al, Zr, Ce, U10 Cr,Mn,Co,Fe,Ni,Cu11 Mo, V, W, Ta12 Hg, Pb, Ag13 Pd, Pt, Au

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Die auf der Grundlage von chemischen und physikalischen Eigenschaften der Elementsub-

stanzen entwickelten Tabellen von ODLING ähnelten den späteren Ordnungssystemen von

MENDELEJEW und MEYER bereits sehr [6]. Trotz einiger Fehler sind die Elemente in fünf

Gruppen (ODLINGS Gruppen 1, 2, 3, 5, 6) korrekt gruppiert, wenn auch aus heutiger Sicht

nicht vollständig.

20.2 MEYER – Elementfamilien und Atommassen

„Ältere Chemiker, für die Newlands ein be-

merkenswertes Beispiel ist, versuchten, die

damals bekannten Elemente zu einem voll-

ständigen System anzuordnen, und mussten

dabei einigen Elementen Eigenschaften zu-

sprechen, die von den experimentellen Befun-

den abwichen. Lothar Meyer und insbesonde-

re Mendelejeff hoben demgegenüber hervor,

dass sich im periodischen System noch Lü-

cken befänden, die von bisher unbekanntenElementen ausgefüllt wer den müssten“ [14].

Abb. 20.1: JULIUS LOTHAR MEYER [1]

MEYER wurde 1830 in Varel (Oldenburg) als Sohn eines Arztes geboren. Er war das vierte

von sieben Kindern und sein Gesundheitszustand war von Geburt an eher schwächlich. Zum

Ende seiner Schulzeit war er von so schweren, anhaltenden Kopfschmerzen geplagt, dass sein

Vater ihm jegliche geistige Tätigkeit untersagte und für ein Jahr zu einem Gärtner in die Leh-

re schickte. Danach kehrte MEYER zurück ans Gymnasium und war einer der begabtesten und

fleißigsten Schüler. Er wuchs zur Zeit der industriellen Revolution und erster Massenproduk-

tionen auf, in der man immer mehr den Nutzen der Wissenschaft erkannte [7].

Er begann 1851 sein Medizinstudium in Zürich und wechselte zwei Jahre später nach

Würzburg. Seinem Interesse für die Physiologie folgend ging er 1853 an die UniversitätHeidelberg, um dort unter BUNSEN weiter den physiologischen Gasaustausch im


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menschlichen Organismus zu untersuchen. Die Auswertung dieser Experimente fasste er im

Jahr 1857 in der Dissertation zum Thema „Über die Gase des Blutes“ zusammen [9].

„Das fruchtbare Arbeitsklima im Laboratorium von Bunsen und die Bekanntschaft mit

einigen jungen und später so erfolgreichen Chemikern wie A. Kekulé, H. Landolt, F. Beilstein

oder Adolf Lieben haben Meyers spätere Entscheidung für die Chemie in erheblichen Maße

beeinflusst. Nach seiner Dissertation wurde er Leiter des chemischen Laboratoriums des Phy-

siologischen Instituts in Breslau und hielt Vorlesungen über Pflanzen- und Tierchemie, physi-

ologische Chemie, Fotochemie, Gasanalyse und Maßanalyse“ [15].

Die Chemie als Wissenschaft begann sich, aufbauend auf immer neuen Erfindungen, in

dieser Zeit zunehmend in spezielle Bereiche aufzufächern. So war die Physikalische Chemie

gerade in den ihren Anfängen, während der Fokus vieler Forscher auf der Organischen Che-

mie lag. MEYER lehrte an mehreren Institutionen, erhielt 1859 seine Habilitation für Chemie

und Physik und wurde 1876 schließlich Professor für Chemie in Tübingen. Sein Ansehen in

Tübingen zeigt sich darin, dass er 1876 zum Rektor der Universität gewählt wurde [15].

Das Periodensystem. MEYER nahm 1860 am Chemiker-Kongress in Karlsruhe teil. Das be-

rühmte Büchlein von CANNIZZARO übte einen großen Einfluss auf seine weitere chemische

Laufbahn aus: „Ich las es wiederholt auch zu Hause und war erstaunt über die Klarheit, die

die Schrift über die wichtigsten Standpunkte verbreitete. Es fiel mir wie Schuppen von denAugen“ [15]. CANNIZZARO hatte die bis dahin vergessene Hypothese von AVOGADRO neu

interpretiert und vorgeschlagen, die kleinsten Teilchen der elementaren Gase Moleküle zu

nennen, die jeweils aus zwei Atomen aufgebaut sind: H2-, O2- und N2-Moleküle im heutigen

Sinne. Bis dahin bezeichnete man mit „Atomen“ ganz unterschiedlich sowohl die kleinsten

Teilchen der Elementsubstanzen als auch die der Verbindungen. Die Bausteine der Verbin-

dungen sollten nach CANNIZZARO ebenfalls Moleküle heißen, die aus verschiedenen Atomar-

ten aufgebaut sind: H2O-, CO2- oder C2H5OH-Moleküle im heutigen Sinne. Weitere Unsi-cherheiten der Chemiker waren die Bezugspunkte für die Bestimmung von Atommassen:

BERZELIUS hatte die relative Masse für „1 Atomvolum Sauerstoff“ mit 100 definiert, während

andere für das Wasserstoff-Atom die Masse 1 festlegten – auch hier setzte sich die letztge-

nannte Festlegung auf dem Chemiker-Kongress in Karlsruhe durch.

MEYER beschäftigte sich auch mit diesen theoretischen Fragen der Chemie und begann

1862 sein erstes wichtiges Lebenswerk Die modernen Theorien der Chemie und ihre Bedeu-

tung für die chemische Statik zu verfassen [7]. Besagtes Werk war das erste deutsche Chemie-

lehrbuch, welches konsequent nach CANNIZZARO revidierte Atommassen verwendete.


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MEYER versuchte, die chemischen Elemente in eine gewisse Ordnung zu bringen, wobei er

diese nach ihrer Wertigkeit sortierte: „Bereits hier waren seine Grundgedanken zur Systemati-

sierung der chemischen Elemente enthalten. Dies betraf z.B. eine Zusammenstellung von

sechs Elementgruppen nach ihren Valenzen sowie die Auflistung periodischer Zahlenrelatio-

nen zwischen den Atomgewichten“ [15]. Zunächst schaute er auf deren Differenzen und ver-

glich sie mit Verbindungen und „Radikalen“ aus der organischen Chemie (vgl. Tab. 20.3).

Er schrieb dazu: „Es liegt nahe anzunehmen, die Differenz der Atomgewichte dieser Metalle

rühre, wie bei den angeführten und ähnlichen organischen Verbindungen oder Radicalen,

ebenfalls von einer Differenz in der Zusammensetzung ihrer sog. Atome her“ [16].

Tab. 20.3: MEYERS Vergleich von Differenzen einiger Atom- und Molekülmassen [16]

___________________________________________________________________

Atome: Molekeln: Radicale:

Li = 7,03 Holzgeist = CH4O = 32 Methyl = CH3 = 15

Diff. = 16,02 CH2 = 14 CH2 = 14

Na = 23,05 Weingeist = C2H6O = 46 Äthyl = C2H5 = 29

Diff. = 16,08 CH2 = 14 CH2 = 14

K = 39,13 Propylgeist = C3H8O = 60 Propyl = C3H7 = 43

___________________________________________________________________

In Analogie dazu fügt MEYER seine Tabelle an, in der die Atommassendifferenzen der

Elemente nach chemisch ähnlichem Verhalten ihrer Substanzen geordnet wurden (vgl. Tab.

20.4). Es scheint, als ob er bezüglich der Elementanordnung den chemischen Eigenschaften

der Elementsubstanzen eine größere Gewichtung zuschrieb als den Atommassen. So ordnete

auch er beispielsweise Iod zu den Halogenen, obwohl Tellur und Iod, den Atommassen zufol-

ge, eigentlich in umgekehrter Reihenfolge stehen müssten. Daher stand Tellur richtigerweisein einer Gruppe mit Sauerstoff und Schwefel. Heute wissen wir, dass durch die verschiedenen

Isotopenverteilungen die mittleren Atommassen in der angegebenen Weise divergieren.

Weiterhin fällt auf, dass MEYER einige Lücken für noch unentdeckte Elemente ließ. So

ahnte er etwa das noch nicht entdeckte Germanium voraus und postulierte zwischen Silicium

und Zinn einen Zwischenraum. Die Atommasse schätzte er ab, indem er die „Gesamtmas-

sendifferenz Si – Sn“ durch zwei teilt und das Ergebnis 44.55 zweimal zuordnete: tatsächlich

erwies sich die Masse des Ge-Atoms als m ≈ 28.5 + 44.5 = 73 (heutiger Wert m = 72.59 u).


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Tab. 20.4: Ausschnitt aus MEYERS Periodensystem von 1864 [16] ___________________________________________________________________

4-werthig 3-werthig 2-werthig _____________ ___________ ____________

-- -- --C = 12,0 N = 14,04 O = 16,00

Differenz = 16,5 16,96 16,07Si = 28,5 P = 31,0 S = 32,07

Differenz = 89.12

= 44,55 44,0 46,7

-- As = 75,0 Se = 78,8Differenz = 89.1

2 = 44,55 45,6 49,5

Sn = 117,6 Sb = 120,6 Te = 128,3Differenz = 89,4 = 2 ∙ 44,7 87,4 = 2 ∙ 43,7 --

Pb = 207,0 Bi = 208,0 -- ______________________________________________________________

__________________________________________________________________

Heute wissen wir durch die Kenntnisse zum Atommodell, dass die Differenzen der Atom-

massen aus der Zahl der Nukleonen im Atomkern resultieren: Beispielsweise ergaben die

Messungen als Differenz zwischen C- und Si-Atommassen den Wert 16,5 (vgl. Tab. 20.4) –

die Massendifferenz des 6C-Atoms und 14Si-Atoms rührt tatsächlich von acht Protonen undacht Neutronen her, sie beträgt also 16 u. Ähnlich gilt es für die Differenzen von etwa 46:

MEYER hob die Atommassendifferenz zwischen Phosphor und Arsen mit 44 hervor (vgl. Tab.

20.4) – zwischen 15P-Atomen und 33As-Atomen resultiert die Massendifferenz von 18 Proto-

nen und wenigstens 18 Neutronen (die Zahl der Neutronen wächst mit ansteigender Atom-

masse ständig gegenüber der Protonenzahl). Die heutige P-As-Atommassendifferenz zeigt

tatsächlich den Wert 44 – so genau waren damals bereits Atommassen ermittelt worden, die

fast 100 Jahre später durch die neuen Daten zum Atombau glänzend bestätigt wurden!

1-werthig ____________

1-werthig ___________

2-werthig ____________

-- Li = 7,03 (Be = 9,3?)Differenz = -- 16,02 (14,7)

F = 19,0 Na = 23,05 Mg = 24,0Differenz = 16,46 16,08 16,0

Cl = 35,46 K = 39,13 Ca = 40,0Differenz = 44,51 46,3 47,6

Br = 79,97 Rb = 85,4 Sr = 87,6Differenz = 46,8 47,6 49,5

I = 126,8 Cs = 133,0 Ba = 137,1Differenz = -- (71 = 2 ∙ 35,5) --

-- (Tl = 204?) --


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Abb. 20.2: MEYERS Atomvolumina in Abhängigkeit von der Atommasse [1]

Für die zweite Auflage seines Buches überarbeitete MEYER diese ersten Gruppierungen der

Elemente und kam 1868 schließlich zu einer vollständigeren Anordnung mit nun 52 Elemen-

ten [7]. Dieses PSE entstand somit vor MENDELEJEWS berühmter Tabelle der „periodischen

Gesetzmäßigkeit chemischen Elemente“ von 1869 (vgl. Abb. 20.5).

Während seiner weiteren Arbeit zum Periodensystem betrachtete MEYER die physikali-

schen Eigenschaften der Elementsubstanzen genauer, beispielsweise die Dichten, Schmelz-

und Siedetemperaturen, aber auch die Atomvolumina der Elemente. Er entdeckte, dass das„Atomvolumen eine periodische Funktion des Atomgewichts ist“ [15]. Dies stellte MEYER in

einer Graphik dar, die bereits die moderne Bezeichnung der Ordnungszahl Z enthält und die

Periodizität der Elemente sehr gut visualisiert (vgl. Abb. 20.2). „Eine gleiche Periodizität fin-

det sich nahezu bei allen physikalischen Eigenschaften der Elemente“ [1].

Die Veröffentlichung von MENDELEJEWS berühmtem System der Elemente im März 1869

soll für MEYER der Anstoß gewesen sein, seine nochmals überarbeitete Tabelle dann 1870

ebenfalls zu publizieren (vgl. Abb. 20.3).


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Abb. 20.3: MEYERS Periodensystem von 1870 [16]

MEYERS Version ging in einigen Aspekten über die von MENDELEJEW hinaus, gerade im

Hinblick auf die Gesetzmäßigkeiten der Atomvolumina. „Nicht zuletzt auf Grund dieser Kur-

ve konnte L. Meyer die von Mendelejew noch falsch eingeordneten Elemente Au, Hg, Tl, und

Pb an die richtige Stelle setzen“ [7]. Erst durch MEYERS Veröffentlichung von 1870 in den

Annalen der Chemie und Pharmacie, die sich auf die Atomvolumina-Kurve bezog, wurden

MENDELEJEWS Erkenntnisse gebührend anerkannt, da die Kurve eine lebhafte Visualisierung

des Periodengesetzes darstellte“ [13].

Die weiteren Lebensjahre. 1872 veröffentlichte MEYER schließlich die zweite Auflage

seines Lehrbuches und nahm 1876 den Ruf an die Universität Tübingen an. Viele Studenten

kamen nach Tübingen, um unter MEYER zu studieren, er soll seinen Studenten von Vormittag

bis abends im Labor zur Verfügung gestanden haben. Auch die vielen Publikationen aus

MEYERS Institut und seine gut besuchten Vorlesungen zeugten von seinen „ausgezeichneten

wissenschaftlichen, pädagogischen und persönlichen Eigenschaften“ [7]. So betreute er in den

folgenden Jahren viele wissenschaftliche Arbeiten im gesamten Gebiet der Chemie, über 60

Dissertationen gingen aus seinem Institut hervor. MEYER gehörte zu den Mitbegründern der

Zeitschrift der physikalischen Chemie von 1887 und arbeitete außerdem an seinem Lehrbuch,

welches in weiteren Auflagen erschien. Als Rektor der Universität Tübingen verstarb MEYER unerwartet an einem Gehirnschlag im April 1895 [15].


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20.3 MENDELEJEW – Voraussagen für noch zu entdeckende Elemente

MENDELEJEW (auch Mendelejeff, Men-

deleev oder Mendelejev geschrieben)

wird in vielen Literaturquellen als der

Entdecker des Periodensystems der Ele-

mente genannt. Obwohl er nicht der Erste

war, der ein System zur Anordnung der

Elemente entwickelte, hatte seine Versi-

on zur Zeit der Veröffentlichung den

größten Einfluss auf die naturwissen-

schaftliche Welt. MENDELEJEW verbreite-

te sein Periodensystem der Elemente

deshalb am erfolgreichsten, weil er gülti-

ge Voraussagen für die Atommassen und

Eigenschaften noch nicht entdeckter

Elemente machte, beispielsweise für die

Elemente Scandium, Gallium und Ger-

manium (vgl. Abb. 20.5 und 20.6).

Abb. 20.4: DIMITRIJ IWANOWITSCH MENDELEJEW [1]

MENDELEJEW wurde 1834 als vierzehntes Kind eines Gymnasium-Direktors in Tobolsk in

Sibirien geboren. Aufgrund der gesellschaftlich hohen Stellung des Vaters und der prägenden

Persönlichkeit der Mutter, war das Haus der Mendelejews das geistige Zentrum der Stadt. Sein

Vater erblindete und verstarb als MENDELEJEW 13 Jahre alt war. So kümmerte sich die Mutter

fortan um die Familie und übernahm die Verwaltung der Glasfabrik ihres Bruders [7].Als 1848 die Glasfabrik bei einem Brand zerstört wurde und um ihrem Sohn ein Studium zu

ermöglichen, verließ MENDELEJEWS Mutter, 57 Jahre alt und erkrankt, mit ihrem Sohn die

Heimat ins 1000 km entfernte Moskau. Aufgrund von Studentenunruhen konnte er sich als

sibirischer Bewerber an der Universität Moskau jedoch nicht einschreiben. Somit zogen sie

500 km weiter nach St. Petersburg. Ab 1850 studierte MENDELEJEW an der dortigen Universität

durch ein Regierungsstipendium das Lehramt für Naturwissenschaften. Im September des glei-

chen Jahres verstarb dann seine Mutter: „Der Mutter Wesen, Wirken und Vorbild sind vongrundlegender Bedeutung für Dimitris Entwicklung und Charakterbildung gewesen“ [1].


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MENDELEJEW genoss eine gute Ausbildung in St. Petersburg und besuchte Vorlesungen in

Chemie, Geologie, Mineralogie, Zoologie – aber sein besonderes Interesse galt der Chemie und

dem Experimentieren im Laboratorium. Mit 21 Jahren schloss der sein Studium mit einer Ar-

beit über Isomorphismus mit Auszeichnung ab und wurde zum Privatdozenten für Chemie an

der St. Petersburger Universität ernannt. Dort hielt er Vorlesungen in theoretischer und organi-

scher Chemie, und forschte im Grenzgebiet zwischen Physik und Chemie.

Durch seine herausragenden Leistungen erhielt er 1859 ein Stipendium, „um sein Ausbi l-

dung im Ausland zu vervollständigen“ [9]. So ging er zunächst an die Universität Heidelberg

und forschte zusammen mit BUNSEN und K IRCHHOFF. Im Rahmen dieses Aufenthalts konnte

er, wie auch MEYER und viele andere Chemiker, im Jahr 1860 am Chemiker-Kongress in

Karlsruhe teilnehmen. „Schon in Heidelberg wurde sein Interesse für die organische Chemie

mit ihren logischen Entwicklung und ihrem systematischen Aufbau angeregt. Er war daher

bereit, dem Mangel an einem geeigneten russischen Lehrbuch abzuhelfen und selbst eines zur

Organischen Chemie zu schreiben“ [17].

In diesem Buch stellte MENDELEJEW 1861 nicht nur die Grundprinzipien von CANNIZZAROS

Definitionen dar, er interpretierte außerdem die „ physikalischen und chemischen Eigenschaften

der Körper, die in mehr oder weniger direkter Wechselbeziehung stehen und vom Gewicht der

Moleküle, sowie von der Zusammensetzung der letzteren abhängen“ [7]. So verfasste er eine

entsprechende Habilitation zum Thema „Über die Verbindung des Alkohols mit Wassers“ undverteidigte sie im Jahr 1865. Daraufhin wurde er 1867 in St. Petersburg zum „Professor für die

reine (d.h. anorganische) Chemie ernannt“ [18].

Die Ordnung der Elemente von 1869. Als Professor für anorganische Chemie sah MENDELE-

JEW es als akademische Pflicht an, ein eigenes diesbezügliches Lehrbuch zu verfassen. Bei der

Gliederung des Buches griff er so auf die Organisationsidee aus seinem Buch zur Organischen

Chemie zurück. Dort hatte er die Beziehung zwischen Eigenschaften der Substanzen innerhalbverschiedener homologer Reihen hergestellt und zur Strukturierung verwendet. Nun fragte er

sich, wie und ob es auch eine vergleichbare Beziehung zwischen den chemischen Elementen

gebe [1]. Wie bei bisherigen Anordnungen der Elemente wurde nach verschiedenen Kriterien

versucht, eine Systematik zu finden, beispielsweise nach Metallen und Metalloxiden, nach ba-

sischen und sauren Oxiden, nach elektrochemischer Reihung, etc. Diese Kriterien waren für

MENDELEJEW allerdings nicht eindeutig genug.

Ihn überzeugte schon eher, dass die Halogene, die Erdalkalimetalle und die Stickstoffgruppe

Elementfamilien bildeten. Insbesondere sah er sich die Zahlenverhältnisse zwischen den


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Atomgewichten der Elemente dieser Gruppen an und kam schließlich zur Frage, welche Bau-

steine in den vielen bekannten Verbindungen und bei chemischen Reaktionen erhalten bleiben:

„Dabei begreift aber Jedermann, dass bei allen Änderungen der Eigenschaften einfacher Kör-

per ein Etwas unverändert bleibt, und dass beim Übergang des Elements in Verbindungen die-

ses materielle Etwas das Charakteristische der Verbindungen, in die das gegebene Element

eingeht, darstellt. In dieser Hinsicht ist nur ein Zahlenwert bekannt und dieser ist das dem Ele-

ment eigene Atomgewicht. Die Größe des Atomgewichts ist nach dem wirklichen, eigentlichen

Wesen des Begriffes eine Größe, die sich nicht auf den augenblicklichen Zustand eines einfa-

chen Körpers bezieht, sondern zu einem materiellen Teil desselben gehört, den es mit dem

freien einfachen Körper und allen seinen Verbindungen gemeinsam hat. Das Atomgewicht

gehört nicht der Kohle und dem Diamant an, sondern dem Kohlenstoff“ [16]. Heute kennen

wir Atomrümpfe aus Atomkern und abgeschlossenen Elektronenschalen, die bei chemischen

Reaktionen erhalten bleiben, lediglich umgruppiert und je nach chemischer Bindung durch

Elektronenpaare oder aufgrund elektrischer Kräfte im Ionengitter zusammengehalten werden.

MENDELEJEW dachte weiter nach: „Man muss eine funktionelle Abhängigkeit zwischen den

individuellen Eigenschaften der Elemente und ihrem Atomgewicht suchen. Da begann ich nun,

nachdem ich auf getrennten Kärtchen die Elemente mit ihren Atomgewichten und Grundeigen-

schaften aufgeschrieben hatte, die ähnlichen Elemente und nahe beieinander liegenden Atom-

gewichte zu sammeln – dies führte mich schnell zu der Schlussfolgerung, dass die Eigenschaf-ten der Elemente in einer periodischen Abhängigkeit von ihrem Atomgewicht stehen“ [1].

So kam MENDELEJEW zu dem Schluss, dass die chemischen und physikalischen Eigenschaf-

ten der Elementsubstanzen von der Atommasse der Elemente abhängig sein und in dieser Ab-

hängigkeit dargestellt werden müssten. Er schrieb alle Elemente mit ihren Atommassen und

Grundeigenschaften auf einzelne Karten und suchte nach verschiedensten Gruppierungen und

periodischen Abhängigkeiten. Diesbezüglich gruppierte er die Karten immer wieder um. Er

beschäftigte sich so intensiv mit diesem Thema, dass ihn die Gruppierungen bis in den Schlafverfolgt haben sollen [6].

K EKULÉ kannte die Grundtypen der Moleküle H2, H2O, NH3 und CH4 und ordnete ihnen

bestimmte Wertigkeiten zu: HIH, OIIH2, NIIIH3, C

IVH4. Diese Wertigkeiten legten somit eine

bestimmte Ordnung nahe: Elemente der Halogene gehen bevorzugt eine Verbindung mit einem

H-Atom ein, Elemente der Sauerstoff-Gruppe mit zwei H-Atomen, die des Stickstoffs mit drei

und die des Kohlenstoffs mit vier H-Atomen [16]. MENDELEJEW übernahm dieses Ordnungs-

kriterium auch für sein Lehrbuch zu den Prinzipien der Chemie [13].


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Ti = 50V = 51Cr = 52

Zr = 90 Nb = 94Mo = 96

? = 180Ta = 182W = 186

Mn = 55 Rh = 104,4 Pt = 197,4Fe = 56 Ru = 104,4 Ir = 198 Ni = Co = 59 Pd = 106,6 Os = 199

H = 1 Cu = 63,4 Ag = 108 Hg = 200Be = 9,4 Mg = 24 Zn = 65,2 Cd = 112B = 11 Al = 27,4 ? = 68 Ur = 116 Au = 197?C = 12 Si = 28 ? = 72 Sn = 118 N = 14 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210O = 16 S = 32 Se = 79,4 Te = 128?F = 19 Cl = 35,5 Br = 80 I = 127

Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85,4 Cs = 133 Tl = 204Ca = 40 Sr = 87,6 Ba = 137 Pb = 207

? = 45 Ce = 92? Er = 56 La = 94? Yt = 60 Di = 95? In = 75,6 Th = 118?

______________________________________________________________________________

Abb. 20.5: MENDELEJEWS PSE von 1869 ([16], Hervorhebungen durch die Autorin)

Es folgte schließlich die Veröffentlichung seines Periodensystems im ersten Band des Lehr-

buchs im März 1869 (vgl. Abb. 20.5). MENDELEJEW stellte es auch der ein Jahr zuvor gegrün-deten Russischen Chemischen Gesellschaft vor. In dieser Arbeit verdeutlichte er sein weitrei-

chendes Verständnis der Elemente und der Eigenschaften ihrer Elementsubstanzen. So nahm er

neben dem Atomgewicht der Elemente auch andere spezifische Eigenschaften der Elementsub-

stanzen als Ordnungskriterien, wie „chemische Analoga bei der Bildung von Verbindungen,

elektrochemischer Charakter und Wertigkeit, Kristallformen ihrer salzartigen Verbindungen,

eventuelle Neigungen, isomor phe Verbindungen zu bilden“ [6].

Man erkennt an dieser Version des Periodensystems, dass die Elementfamilien – wie beiMEYER – zunächst waagerecht angeordnet waren, dass Tellur und Iod entgegen der Atommas-

sen aus heutiger Sicht richtig eingeordnet wurden. Hervorzuheben ist, dass MENDELEJEW an

bestimmten Stellen Fragezeichen für noch nicht entdeckte Elemente mit von ihm vermuteten

Atommassen hinterließ, also 45 für das noch zu entdeckende Scandium (heutiger Wert 44,95),

68 für das spätere Element Gallium (heutiger Wert: 69), 72 für das zukünftige Germanium

(heutiger Wert 72,79). Später nannte er die zu entdeckenden Elemente in der oben genannten

Reihenfolge Eka-bor, Eka-aluminium und Eka-silicium.


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Abb. 20.6: MENDELEJEWS Periodensystem von 1871 [16]

Die Ordnung der Elemente von 1871. Die Publikation von 1869 stieß zunächst auf wenig

Resonanz – sie erhielt größere Aufmerksamkeit, als MEYER sein Periodensystem 1870 in Reak-

tion auf MENDELEJEWS Arbeit veröffentlichte. MENDELEJEW überarbeitete daraufhin die Versi-

on von 1869 und publizierte sie 1871 unter dem Titel „Die periodische Gesetzmäßigkeit der

chemischen Elemente“ (vgl. Abb. 20.6). Auch diese stellte er zunächst der Russischen Chemi-

schen Gesellschaft vor . „Sie dient noch heute als Grundgerüst des modernen Periodensystems

der Elemente (PSE) und stellte somit den Höhepunkt der Bemühungen um die Systematisie-

rung und Klassifizierung der chemischen Elemente dar. Nunmehr lagen die chemischen Ele-

mente nach ihren quantitativen und qualitativen Eigenschaften sowie nach den Atomgewichten

systematisch geordnet vor, was der Chemie grundlegend neue Möglichkeiten erschloss“ [9].

Man erkennt bei dieser Neuordnung zunächst, dass die Elementfamilien senkrecht angeord-

net sind, wie sie heute für alle modernen Systeme übernommen worden sind. Man sieht auch

das Bemühen, neben den Hauptgruppen die zugehörigen Nebengruppen zu kennzeichnen und

die Gesamtgruppe mit einer neuen Gruppennummer zu versehen. Im Kopf der Tabelle versuch-

te MENDELEJEW, die zu den Gruppen zugehörigen „Wertigkeiten“ unterzubringen, indem er

sowohl die bekannten Wasserstoff-Verbindungen „RH4, RH3, RH2 und RH“ kennzeichnete als

auch die bekannten Oxide „R 2O, RO, R 2O3, RO2,R 2O5, RO3, R 2O7 und RO4“.


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Schließlich ließ er auch wie zuvor die bekannten Lücken in der Tabelle für neu zu entde-

ckende Elemente offen, etwa für die Atommassen 44 (Scandium), 68 (Gallium) und 72 (Ger-

manium): „Ich will daher die Eigenschaften einiger zu erwartenden Elemente beschreiben, um

zu einem neuen, vollkommen klaren, wenn auch nur in Zukunft möglichen Beweise von der

Richtigkeit des vorliegenden periodischen Gesetzes zu verhelfen. Zugleich ist in den vorher

bestimmten Eigenschaften unbekannter Elemente eine Möglichkeit sie zu entdecken gegeben,

weil die Reaktionen ihrer Verbindungen sich voraussagen lassen“ [16].

Tab. 20.5: MENDELEJEWS Vorhersagen der Eigenschaften noch zu entdeckender Elemente [13]

_______________________________________________________________________

Eka-bor (1871): Scandium (entdeckt 1879 von L.F. Nilson):

Atomgewicht 44Spez. Gew. 3,5 Atomgewicht 43,79Spez. Gew. 3,864Oxide Eb2O3 Sc2O3

Sulfate Eb2(SO4)3 Sc2(SO4)3

Eka-aluminium (1871): Gallium (entdeckt 1875 von Boisbaudran):Atomgewicht 68 Atomgewicht 69,9Spez. Gew. 6,0 Spez. Gew. 5,96

Atomvolumen 11,5 Atomvolumen 11,7

Eka-silicium (1871): Germanium (entdeckt 1886 von Winkler):Atomgewicht 72 Atomgewicht 72,3

Spez. Gew. 5,5 Spez. Gew. 5,469Atomvolumen 13

Oxide EsO2 Spec. Gewicht 4,7

Chloride EsCl4,Schmelzpkt. unter 100 °C

Siedepkt. 160 °CDichte 1,9

Fluoride EsF4 Ethylverbindung EsAe4

Atomvolumen 13,2Oxide GeO2

Spec. Gewicht 4,703Chloride GeCl4,

Schmelzpkt. 86 °CSiedepkt. 160 °C

Dichte 1,887Fluoride GeF4 ∙ 3 H2O,

Ethylverbindung Ge(C2H5)4

______________________________________________________________________________

Um keine Namensgebung für diese unbekannten Elemente einzuführen bezeichnete

MENDELEJEW diese nach dem „nächsten niedrigen Analogen“ derselben Gruppe [16]. So be-

schrieb er sehr ausführlich die voraussichtlichen chemischen und physikalischen Eigenschaften

von Eka-bor, Eka-aluminium und Eka-silicium (vgl. Tab. 20.5). „Eine Sonderstellung kam

dabei der Entdeckung des Germaniums zu, die die wissenschaftliche Welt, allen voran Mende-

lejew selbst, als wichtigste Bestätigung dieses Gesetzes empfand. Von vornherein war Mende-

lejew klar, dass ‚am interessantesten unter den unzweifelhaft fehlenden Elementen dasjenige


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sein wird, welches zur IV. Gruppe der Analoga des Kohlenwasserstoffs gehört, und zwar zur

dritten Reihe. Es wird dies ein Metall sein, das sogleich auf Silicium folgt, und daher wollen

wir es Ekasilicium nennen.’ Für dieses Element gab es präzisiere und ausführlichere Hinweise

als für die anderen“ [7]. Die späteren Entdeckungen des Scandiums, Galliums und Germani-

ums bestätigten MENDELEJEWS System, machten es bekannt und versetzten die Chemiker in

helle Aufregung [13].

Das Beispiel der Entdeckung des Germaniums durch CLEMENS WINKLER sei hervorgeho-

ben: „Wohl die bedeutendste wissenschaftliche Großtat Winklers war die Entdeckung des

Germaniums im Jahre 1886. Schwerlich hat die Auffindung eines neuen Elements, vielleicht

abgesehen von der des Radiums, ein solches Aufsehen in Chemikerkreisen erregt wie die des

Germaniums. Bildete sie doch die glänzendste Bestätigung der kühnen Voraussagen noch un-

bekannter Elemente durch Mendelejeff auf Grund des von ihm und gleichzeitig von Lothar

Meyer aufgestellten Periodischen Systems der Elemente. Es hatte für Winkler einen großen

Reiz, die gefundenen Eigenschaften und Werte mit den Voraussagen Mendeljeffs zu verglei-

chen, die sich mit seinen Befunden in geradezu erstaunlicher Weise deckten“ [19].

In der Literatur zur Entdeckung des Periodensystems der Elemente wird oft erklärt, dass

MENDELEJEW bei der Suche nach einem quantitativen Weg zur Ordnung der Elemente allein

und unabhängig auf die Idee kam, die zunehmenden Atomgewichte zu verwenden [4]. So be-hauptete MENDELEJEW, dass er keines der Ordnungssysteme der anderen Entdecker ODLING,

NEWLANDS und MEYER gesehen hätte. Unstrittig ist aber, dass sich kein anderer der Entdecker

des Periodensystems so mit dem Begriff Element und die Anordnung der Elemente auseinan-

dersetzte, wie er. So grenzte er in der ersten Auflage seines Buches deutlich Element und Sub-

stanz voneinander ab und schrieb, „dass ein Element eine einzige homogene Substanz darstellt,

die aber auch in Verbindungen vorhanden sein kann. Insofern enthält Quecksilberoxid nicht

nur zwei einfache ‚Körper ‘, ein Gas und ein Metall, sondern die Elemente Quecksilber undSauerstoff liegen chemisch gebunden vor. Weder Quecksilber als Metall noch Sauerstoff als

Gas sind in Quecksilberoxid enthalten. Ein bestimmtes Element ist unveränderbar und der ent-

sprechende ‚Körper ‘ kann verschiedene Formen annehmen, sowie Kohle, Diamant und Graphit

im Falle des Kohlenstoffs [3]. MENDELEJEWS Genie lag darin zu erkennen, dass ein Element

eine unveränderbare Eigenschaft in allen chemischen Verbindungen besitzt, das Atomgewicht

[4]. Seine weiteren Ausführungen verdeutlichen sein für die damalige Zeit tiefes chemisches

Verständnis. Dies erklärt vielleicht seine Behauptung, „dass er die Arbeit der Mitentdecker, die

bereits vor ihm Elemente nach ihrem Atomgewicht ordneten, nicht gelesen habe“ [4].


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Die weiteren Lebensjahre. Als Professor für anorganische Chemie arbeitete MENDELEJEW

weiter an seinem Lehrbuch, welches 1905/06 in der achten Auflage erschien. Sein Lehrbuch

wurde auch nach seiner Lehrtätigkeit bei Vorlesungen verwendet [1]. „Trotz seiner wissen-

schaftlichen Erfolge und seiner Bemühungen um die industrielle Entwicklung entließen ihn die

zaristischen Behörden 1890 aus dem Lehrdienst, weil er eine Petition der Studenten unterstützt

und liberale Ansichten vertreten hatte“ [6].

Am wirtschaftlichen Aufschwung seines Landes interessiert, beschäftigte sich MENDELEJEW

nach seiner dreißigjährigen Lehrtätigkeit vorwiegend mit praktisch-wirtschaftlichen Proble-

men, wie Themen in der Erdöl-, Steinkohle-, Eisenindustrie und in der Landwirtschaft. Außer-

dem schrieb er Aufsätze zur Veränderung der Mittel- und Hochschulausbildung [7]. Durch

seine vielen Veröffentlichungen und bedeutenden Ergebnisse im Bereich der Chemie, erhielt

MENDELEJEW viele renommierte wissenschaftliche Preise. Doch das Periodensystem der Ele-

mente beschäftigte ihn auch weiterhin: „Die Durchprüfungen dieses Systems nach den chemi-

schen und physikalischen Richtungen hat ihn bis zu seinem Tode gefesselt“ [1].

MENDELEJEW verstarb 1907 in St. Petersburg. Im Jahre 1955 nannten der Amerikaner AL-

BERT GHIORSO und seine Mitarbeiter ihm zu Ehren das von ihnen entdeckte Element mit der

Ordnungszahl 101 „Mendelevium (Md)“ [9].

20.4 R AMSAY – Edelgase und das PSE

„Und so betrachte ich auch Ramsay als einen Bestätiger der Wahrheit des periodischen

Gesetzes, da er He, Ne, Ar, Kr, und Xe entdeckt sowie deren Atomgewichte bestimmt hat, und

da diese Zahlen vollständig den Forderungen des periodischen Systems der Elemente

entsprechen“ (Mendelejew, zitiert nach [1]).

WILLIAM R AMSAY wurde 1852 in Glasgow geboren. Als Sohn eines Ingenieurs begann er

mit 14 Jahren an der Universität in Glasgow sein Studium, er vertiefte seine Studien bei BUN-

SEN in Heidelberg und FITTIG in Tübingen, bei welchem er schließlich auch promovierte. 1880

wurde er in Bristol zum Professor ernannt und übernahm 1887 den Lehrstuhl für anorganische

Chemie am University College London.

Die Entdeckung der Edelgase. Bereits 1785 hatte CAVENDISH bei den Untersuchungen zur

Zusammensetzung der Luft die Anteile an Sauerstoff und Stickstoff vollständig aus dem Ge-

misch entfernt (vgl. Kap. 11). Dabei stellte er eine winzige, zurückbleibende Gasmenge fest,nämlich 1/120 der ursprünglichen Masse. Dieser Fund blieb rätselhaft und wurde erst über 100


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Jahre später wieder aufgegriffen [18]. CAVENDISH bestimmte die Dichten von Stickstoff und

Sauerstoff mit höchster Genauigkeit und zeigte, dass sein Messwert für atmosphärischen Stick-

stoff mit dem Wert anderer Wissenschaftler übereinstimmte. „Ein Problem entstand, als Lord

Rayleigh wie jeder guter Analytiker andere Stickstoffproben untersuchte, und zwar Stickstoff,

der durch Reduktion von Ammoniak über rotglühendem Kupfer gewonnen wurde“ [13].

Dieser chemisch gewonnene Stickstoff war in der Dichte um ein Tausendstel kleiner als der

Stickstoff, der aus der atmosphärischen Luft destilliert wurde. R AMSAY und R AYLEIGH äußer-

ten ihre Verwunderung über den Dichteunterschied und fanden bei ersten Untersuchungen ei-

nen Massenunterschied zwischen 1 Liter atmosphärischen Stickstoff und 1 Liter chemisch ge-

wonnen Stickstoff bei 0 °C und 760 mm Druck von m = 0,0016 g. Bei spektroskopischen Un-

tersuchungen dieses Restgases der Luft entdeckten sie bis dahin unbekannte rote und grüne

Linien. So stellten R AMSAY und R AYLEIGH beim Kongress der britischen Naturforscherverei-

nigung 1894 in Oxford ihre ersten Ergebnisse vor. Ihrer vermutlichen Entdeckung eines neuen

Bestandteils der Atmosphäre standen viele Forscher skeptisch gegenüber, die Existenz eines

neuen Gases erschien unwahrscheinlich in der schon so häufig untersuchten Luft [13].

Das Linienspektrum ließ hoffen, ein neues Element entdeckt zu haben, und beide arbeiteten

daran, dessen Eigenschaften herauszufinden. Die Reaktionsträgheit des Edelgases erschwerte

es jedoch, Informationen über das chemische Verhalten zu sammeln. R AMSAY versuchte in

unterschiedlichen Experimenten mit verschiedensten Substanzen Verbindungen mit dem ent-deckten Gas herzustellen, was ihm aber nicht gelang. Vor allem der Punkt, dass das Edelgas

keine Verbindungen einzugehen schienen, ließ viele Chemiker damals die Existenz dieses neu-

en Gases anzweifeln [4] – daher nannten sie das Gas Argon (gr. argos: faul, bequem) [13].

Ein weiterer Aspekt war, dass das neue Element keinen Platz im Periodensystem der

Elemente fand, ohne die Periodizität zu unterbrechen. Gerade dieser Widerspruch veranlasste

R AMSAY zur Vermutung, dass eventuell noch weitere deratige Gase existieren müssten [7]. Im

Jahr 1895 gelang es dann, Argon physikalisch nachzuweisen, Schmelz- und Siedetemperatu-ren, die Dichte und das Atomgewicht zu bestimmen. Allerdings passte nicht ganz, dass Atome

vorliegen mussten, während die anderen elementaren Gase aus zweiatomigen Moleküle be-

standen: „Überraschend waren gerade die Werte der spezifischen Wärmen des Argons bei kon-

stantem Druck und Volumen, da sie vermuten ließen, dass Argon einatomig sein müsste“ [13].

Es war bekannt, dass beim Auflösen bestimmter Mineralien, unter anderem Clevit, ein in

Säure inertes, unbekanntes Gas entsteht. R AMSAY untersuchte diese Mineral und isolierte

schließlich ein noch weiteres unbekanntes Gas. Es konnte bereits ein Spektrum während der

Sonnenfinsternis von 1868 in der Photosphäre der Sonne beobachtet werden, dessen Spektral-


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linien ein bis dahin auf der Erde unbekanntes Gas zeigte und Helium genannt wurde (gr. helios:

Sonne). Somit waren schon zwei neue gasförmige, chemisch inerte Elemente mit ähnlichen

Eigenschaften und den Atommassen von 4 für Helium und 40 für Argon entdeckt. Diese Ele-

mente mussten nun in das Periodensystem der Elemente eingeordnet werden und R AMSAY

vermutete, dass noch eine ganze Gruppe unbekannter Gase existieren könnte [13].

R AMSAY glaubte an das periodische System und daran dass es noch weitere Elemente mit

chemisch ähnlichen Eigenschaften der Elementsubstanzen gebe. So wagte er es 1897, das

Atomgewicht (20) eines noch unbekannten Gases vorherzusagen: „Die Differenz zwischen

Argon und Helium ist (40-4) = 36. Diese Differenz kehrt auch in anderen Gruppen wieder, z.B.

VII. Gruppe: F = 19 Cl = 35,5 Mn = 55

⊿1 = 16,5 ⊿2 = 19,5 ⊿1 + ⊿2 = 36

VI. Gruppe: O = 16 S = 32 Cr = 52

⊿1 = 16 ⊿2 = 20 ⊿1 + ⊿2 = 36

V. Gruppe: N = 14 P = 31 V = 51

⊿1 = 17 ⊿2 = 20 ⊿1 + ⊿2 = 37

IV. Gruppe: C = 12 Si = 28 Ti = 48

⊿1 = 16 ⊿2 = 20 ⊿1 + ⊿2 = 36.

Es tritt also in den Gruppen IV bis VII die Regelmäßigkeit auf, daß die Differenz zwischen den

äußersten Gliedern der tabellierten Triaden ⊿ = 36, zwischen dem ersten und zweiten aber ⊿ =

16, zwischen dem zweiten und dritten ⊿2 = 20 beträgt. Überträgt man diese Regelmäßigkeit auf

die in die VIII. Gruppe eingereihten Edelgase He und Ar, und betrachtet man, daß in der VIII.

die Triaden verbreitet sind, so muß zwischen Helium und Argon noch ein Gas mit dem

Atomgewicht 4 + 16 = 20 oder 40 – 20 = 20 existieren“ [1].

R AMSAY und sein experimentell sehr begabter Assistent TRAVERS versuchten 1898 durch

die fraktionierte Destillation flüssiger Luft genügend Argon zu destillieren. Erst drei Jahre

zuvor wurde dieses Verfahren von HAMPSON in England und LINDE in Deutschland entwickelt

und somit erstmals Argon aus Luft synthetisiert [14]. Durch diese technische Entwicklung

konnte man Gase in größeren Mengen verflüssigen. „Da Argon in der Atmosphäre relativ

häufig ist, könnten wir auch von anderen, ebenso reaktionsträgen Elementen umgeben sein, so

ihre Überlegung“ [20]. Deshalb zerlegten die Forscher in müheseliger Arbeit die flüssige Luft

in ihre Frakttionen, bis nur noch ein kleiner Rest „schwerer Bestandteile“ ü brig blieb.


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Die spektroskopische Analyse einer Komponente zeigte bis dahin noch unbekannte

Spektrallinien: ein neues Element war gefunden. Dem neu entdeckten Gas gaben sie den

Namen Krypton (gr. kryptos: verborgen) [20].

Von dieser Entdeckung angetrieben, arbeiteten sie weiter mit den aus der Luft gewonnen

Fraktionen. Dabei entdeckten ein weiteres Gas, welches noch vor dem Argon siedete. Auch

dieses Gas ließ sich spektroskopisch als ein bis dahin unbekanntes Element bestätigen: „Als

Ramsay den Schalter der Induktionsspule betätigte, griffen er und Travers sich eines der

Sucherprismen, die immer auf dem Labortisch herumlagen, in der Hoffnung, im Spektrum des

Gases im Reagenzglas einige ganz charakteristische Linien oder Gruppen von Linien zu

erkennen. Aber sie brauchten die Prismen gar nicht, denn der Glanz des ganz unerwartet aus

dem Glas dringenden roten Lichtes ließ sie für einige Momente wie verzaubert dastehen“ [20].

Sie hatten das Gas Neon entdeckt (gr. neos: neu). Bei weiteren Versuchen mit flüssigem

Neon und Krypton fanden sie schließlich Xenon (gr. xenos: fremdartig). Da sich der Beweis

besagter Gase nur auf ihre spektroskopischen Ergebnisse stützte und sie Schwierigkeiten

hatten, physikalische Eigenschaften zu messen oder chemische Reaktionen zu beobachten,

wurde an R AMSAYS Forschung weiterhin viel Kritik geübt. Aus diesem Grund beschäftigte er

sich zwei Jahre lang damit, die Proben der neuen Elementsubstanzen zu reinigen, um ihre

Existenz beweisen zu können [20]. Im Jahr 1900 veröffentlichte er schließlich die Reihe der

Edelgase (vgl. Tab. 20.6).1904 wurde R AMSAY schließlich für die Entdeckung und Erforschung der Edelgase mit dem

Chemie-Nobelpreis ausgezeichnet. In den folgenden Jahren ging er der Isolierung und dem

Studium des radioaktiven Elements Radium nach, „welches zur damaligen Zeit verblüffende

Erkenntnisse lieferte: das Spektrum zeigte nach einiger Wartezeit die Linien des Heliums.

Noch erstaunlicher war aber der Vorgang in seiner Gesamtheit, und zwar: das feste Element

Radium liefert – über die Emanation als Gas – das gasförmige Element Helium“ [1]. Noch war

die Radioaktivität und das Zerfallsprodukt Helium nicht überzeugend interpretiert worden.R AMSAY verstarb 1916 an den Folgen seiner Arbeit mit dem stark radioaktiven Radium.

Tab. 20.6: R AMSAYS Atommassen der Edelgase von 1900 [1]

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Helium Neon Argon Krypton Xenon

Atomgewicht 3,96 19,22 39,92 81,56 128,0

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Edelgase und das Periodensystem. Der Fall der Edelgase zeigt, wie leistungsfähig das Perio-

densystem der Elemente tatsächlich war. Nach den ersten entdeckten Edelgasen Helium und

Argon wurde befürchtet, dass die Existenz dieser Gase die vorherige Systematisierung der

Elemente innerhalb des Periodensystems „bedrohte“. So bezweifelte MENDELEJEW 1897 deren

Atommassen, da die Entdeckung und Synthese von Verbindungen mit Argon oder Helium aus-

blieb. Für ihn war die Untersuchung von Verbindungen ein essentieller Ausgangspunkt für die

Einordnung von Elementen in das Periodensystem der Elemente – deshalb zögerte er, Argon

und Helium als Elemente anzuerkennen. Er argumentierte gegen die Möglichkeit, dass die

Substanz eines Elements völlig inert sein könnte [4].

R AMSAY schlug 1900 MENDELEJEW bei einem Treffen in Berlin schließlich vor, Argon und

seine verwandten Elemente als neue Gruppe zwischen den Halogenen und Alkalimetallen zu

platzieren. Die neue Gruppe würde somit am rechten Rand des Periodensystem der Elemente

stehen und daher jede Periode um ein Element verlängern. Trotz seiner vorherigen Kritik be-

grüßte MENDELEJEW diesen Vorschlag. In einem Brief im Jahr 1902 schrieb er, dass ihm die

Bestätigung der neuen Elemente sehr wichtig war: die Entdeckung der Edelgase sei ein kriti-

scher Test und eine Bestätigung für die Anwendbarkeit des periodischen Gesetzes [4].

Erst als man später herausfand, dass Atome aus Atomkern mit Protonen und Neutronen und

der Atomhülle aus Elektronen aufgebaut sind, war ein vollständiges Verständnis des Perioden-

systems der Elemente möglich. Mit dem Konzept der Ordnungszahl – also der Kernladungs-

zahl – konnte die korrekte Anordnung und die Anzahl der Elemente im Periodensystem geklärt

werden. Mit allen diesen neuen Erkenntnissen konnten Chemiker gezielter nach noch fehlen-

den Elementen suchen und endlich die zuvor problematischen Seltenen Erden einordnen [13].

Das neue Periodensystem der Elemente (vgl. Abb. 20.7) erwies sich als universell gültig, da es

durch jede neue Entdeckung der Atomphysik eine weitere Bestätigung erfuhr.

Durch die Empfehlungen der Internationalen Union für reine und angewandte Physik

(IUPAP) und Chemie (IUPAC) wurde die Atommasseneinheit u eingeführt und seit 1962 alsBezugseinheit die Masse eines 12C-Atoms definiert, also m (1 C-Atom) = 12 u festgelegt.

Es wurden – oberhalb des letzten natürlichen Elements Uran (92) – weitere Elemente ge-

sucht und nachgewiesen. Es sind bislang 112 Elemente bekannt und mit Namen herausragen-

der Wissenschaftler oder Entdeckungsorte wie Americium, Berkelium, Californium, Hassium

und Darmstadtium benannt worden (vgl. Abb. 20.7). Die Elemente mit den Ordnungszahlen

113, 115 und 117 wurden bisher noch nicht entdeckt, bei den Elementen der Ordnungszahlen

114, 116 und 118 handelt es sich um vorläufige Resultate [21].


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Abb. 20.7: Heutiges Periodensystem der Elemente [22]


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20.5 Chemiedidaktische Relevanz

Im Chemie-Fachraum einer jeden Schule hängt meistens gut sichtbar das Periodensystem der

Elemente. In den ersten Stunden des Chemieunterrichts erscheint es den meisten Schülern rät-

selhaft und erweckt möglicherweise auch Neugier. Ohne weitere Kenntnis ist das Periodensys-

tem der Elemente jedoch nicht zu verstehen – weder die Buchstabensymbole noch die Zahlen

können ohne Hilfe des Lehrers interpretiert werden. Da das PSE zudem als „Ganzes“ abgebil-

det ist, kann es dazu führen, dass die Schüler dieses als statisch und festgesetzt wahrnehmen.

Der historische Entwicklungsweg bleibt somit verborgen, da besagter nicht „mit an der Wand

hängt“ [23]. Da das PSE ein unverzichtbarer Bestandteil des Chemieunterrichts ist, soll es

strukturiert und für die Jugendlichen verständlich eingeführt werden, sodass sie den wahren

Nutzen erkennen. Es kann auch mit seiner historischen Entwicklung eingeführt und damit die

Genese verstanden werden: die Lernenden benötigen nur die Kenntnisse zu ähnlichen Eigen-

schaften der Elementsubstanzen einer oder zweier Elementfamilien und die Atommassen. In-

dem sie den historischen Entwicklungsweg nachempfinden, kann das Periodensystem der Ele-

mente für die Lernenden „lebendig“ und damit der Lernweg sehr motivierend werden.

Der Kernlehrplan im Fach Chemie [24]. Im Kernlehrplan für die Realschule in Nordrhein-

Westfalen im Fach Chemie ist die Behandlung des Periodensystems der Elemente im Inhalts-feld 5 „Elemente und ihre Ordnung“ vorgesehen. Das Ministerium für Schule und Weiterbil-

dung schlägt vor, dass dieses Inhaltsfeld „nach etwa einem Drittel der bis Ende des Jg. 10 vo r-

gesehenen Unterrichtszeit behandelt wird“ [24]. Die inhaltlichen Schwerpunkte dieses Inhalts-

feldes sind die Elementfamilien, das Periodensystem und der Atombau. Als mögliche Kontexte

werden die Geschichte der Atomvorstellungen und ein Ordnungssystem für Elemente genannt.

Zwar wird die Geschichte des Periodensystems der Elemente im Kernlehrplan nicht explizit als

Kontext aufgeführt, aber einige der geforderten Kompetenzen können durch die Behandlungder Geschichte des Periodensystems erarbeitet werden. In den Kompetenzbereichen Umgang

mit Fachwissen und Erkenntnisgewinnung im Inhaltsfeld 5 wird so gefordert, dass die Schüler

„den Aufbau des Periodensystems in Hauptgruppen und Perioden erläutern (UF1), ausgewählte

Elemente anhand ihrer charakteristischen Eigenschaften ihren Elementfamilien (Alkalimetalle,

Halogene, Edelgase) zuordnen (UF3) und besondere Eigenschaften von Elementen der 1., 7.

und 8. Hauptgruppe mit Hilfe ihrer Stellung im Periodensystem erklären können (E7)“ [24].

Wird anknüpfend an die Geschichte des Periodensystems der Atombau behandelt, können

auch Kompetenzen im Bereich Kommunikation erreicht werden, sodass die Schüler „sich im


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Periodensystem anhand von Hauptgruppen und Perioden orientieren und hinsichtlich einfacher

Fragestellungen zielgerichtet Informationen zum Atombau entnehmen können (K2)“ [24]. In-

sofern lassen sich durch die Behandlung der Entwicklungsgeschichte des PSE einige vom

Kernlehrplan geforderten Kompetenzen realisieren.

Das PSE im Chemieunterricht. Bereits MENDELEJEW selbst betonte in seiner Veröffentli-

chung von 1871 die pädagogische Bedeutung der Systematik der Elemente: „Das System der

Elemente besitzt nicht nur eine rein pädagogische Bedeutung, als Mittel zum leichteren Erler-

nen verschiedenartiger, systematisch geordneter und mit einander verbundener Facta, sondern

auch eine wissenschaftliche, indem es neue Analogien aufdeckt und somit neue Wege zum

Erforschen der Elemente anbahnt“ [16].

Die Geschichte des Periodensystems der Elemente kann sehr umfangreich und detailliert

dargestellt werden. Die gesamte, kleinschrittige Entwicklung des Periodensystems sollte je-

doch nicht im Unterricht behandelt werden – dies wäre ein zu langes und zähes Unterfangen

und die Hauptziele könnten in der Vielzahl an vermittelten Informationen und Ideen verloren

gehen. Dennoch sollten die Schüler und Schülerinnen im Laufe des Chemieunterrichts die Na-

men LOTHAR MEYER und DIMITRI I. MENDELEJEW im Zusammenhang mit dem PSE gehört

haben und deren Beiträge verstehen. Somit wird der Unterrichtsvorschlag auf folgende Aspekte

gegründet: die geschichtliche Anzahl der entdeckten Elemente, den damit verbundenen Ele-

mentbegriff, die Ordnung der Elemente nach Eigenschaften und Atommassen, MENDELEJEWS

Schritt der Vorhersage noch unentdeckter Elemente.

Die typischen und bekannten Experimente, die die periodischen Eigenschaften der Ele-

mentsubstanzen der Hauptgruppen zeigen, können sehr gut verwendet werden – es eignen sich

besonders gut die Alkalimetalle, Erdalkalimetalle und Halogene.

In der Literatur wird auch ein „theoretisches Experiment“ beschrieben, welches sich sehr

gut in den Unterricht einfügt: „Indem Mendelejew Namen und Eigenschaften der Elemente auf

Karten notierte und mit diesen bei seinen langen Eisenbahnfahrten Patience oder eine Art

‚chemisches Solitär’ legte, füllte er Schritt für Schritt die Lücken, stets mit Blick auf Ato m-

massen, Wertigkeiten und dem wichtigen Wegweiser für Ähnlichkeiten, der Isomorphie. Am

17. Februar 1869 hatte er das Gesetz gefunden, nach dem die Elemente, wenn sie entsprechend

ihren Atommassen geordnet werden, klar eine Periodizität der Eigenschaften zeigen“ [13].

„Anfangs hatte ich die Elemente nach der Größe ihrer Atomgewichte in eine ununterbrochene

Reihe angeordnet, bemerkte jedoch sofort, dass in der so erhaltenen Reihe der Elemente einigeUnterbrechungen vorhanden sind. Fängt man z.B. an mit H = 1, so sind bis Na = 23 wenigs-


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tens acht Elemente vorhanden und fast die gleiche Anzahl findet sich zwischen denen mit ih-

rem Atomgewicht von 23 bis 56, von 63 bis 90, von 100 bis 140, von 180 bis 210, und gerade

in diesen einzelnen Gruppen von Elementen lässt sich die Analogie durch einfache Zusammen-

stellung nach der Größe der Atomgewichte auffinden“ [16].

Diesen Aspekt der geschichtlichen Entwicklung des PSE kann man mit den Schülern gut

nachempfinden, weil diese Situation didaktisch aufbereitet die Möglichkeit bietet, mit einfa-

chen Mitteln den geschichtlichen Gang und die Systematisierungsideen nach zu erkunden.

Die Ebenen des Elementbegriffs. Da bei der Behandlung des PSE die Anordnung der Ele-

mente im Mittelpunkt steht, ist der Elementbegriff sehr wichtig. Der Elementbegriff ist für

Chemiker kaum ein Problem, für die Schüler jedoch nicht unbedingt gleich verständlich, vor

allem dann nicht, wenn verschiedene Betrachtungsebenen verwendet werden.

JOHNSTONE [25] unterscheidet drei Betrachtungsebenen im Chemieunterricht. Zu Beginn

steht die makroskopische Ebene, die Ebene der Phänomene, Substanzen und Reaktionen

(„macro level“). Zur Erklärung der Phänomene können nun Modelle und Erklärungen auf der

submikroskopischen Ebene der Atome, Ionen, Moleküle und Strukturen herangezogen werden

(„submicro level“). Erst danach sollte die formale Ebene folgen, nämlich die Ebene der Sym-

bole und Formeln („representational level“). Es ist wichtig, dass ein Thema in der Reihenfolge

dieser Ebenen unterrichtet wird – beim Auslassen des „submicro level“ und dem Sprung vonder Makroebene direkt auf die Symbolebene bleibt den Lernenden oftmals nur das Auswendig-

lernen [26]. Der Elementbegriff ist für Schüler deshalb schwierig, weil er sowohl auf der Stoff-

ebene (Elemente als Substanzen) als auch auf der Submikro-Ebene verwendet wird (Elemente

als Atome oder Ionen). Deshalb sollte man zunächst den Begriff Elementsubstanz verwenden,

ehe man die Atomarten als Elemente bezeichnet [27]. Es wird in diesem Sinne auch vorge-

schlagen, „ein Element für eine Atomart mit einer bestimmten Kernladungszahl zu definieren,

wohingegen eine Elementsubstanz ein Stoff ist, der aus einer Atomart besteht“ [28].

Der Unterricht. Um empirisch vorzugehen, wird zunächst exemplarisch eine Elementfamilie

experimentell erarbeitet. Hier eignen sich die Alkalimetalle, die Erdalkalimetalle und die Halo-

gene, ggf. aus der Gruppe der Chalkogene Sauerstoff und Schwefel. In dieser Unterrichtsreihe

werden exemplarisch die Alkalimetalle behandelt und die bekannten Experimente zur frischen

Schnittfläche und dem metallischen Glanz der Metalle durchgeführt, zur Reaktion mit Wasser,

zur Bildung alkalischer Lösungen, zu den festen Hydroxiden durch Eindampfen der alkalischen

Lösungen, zur Bildung des Wasserstoffs und dessen Nachweis (vgl. Kap 5 des Buchs).


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Nachdem die Schüler einiges Wissen über das chemische Verhalten der Elementsubstanzen

gesammelt und die Alkalimetalle als Elementfamilie kennen gelernt haben, werden ihnen viele

weitere Elemente genannt und Elementkärtchen für jedes Element vorgestellt. Die Element-

kärtchen enthalten folgende Informationen: Metall/Nichtmetall-Charakter, Elementname, Ele-

mentsymbol, Atommasse, Schmelz- oder Siedetemperatur, wichtige Verbindungen und saures/

basisches Verhalten des Oxids mit Wasser (vgl. Abb. 20.8). Die für die Schüler einfach nach-

zuschauenden Informationen Elementname, Atommasse und Siedepunkt fehlen und sollen als

Hausaufgabe zu Hause auf den vorbereiteten Elementkärtchen eingetragen werden. Je nach

Wissenstand der Schüler können weitere der vorher genannten Eigenschaften auf den Element-

kärtchen von den Schülern gekennzeichnet werden.

Einige Kenndaten auf den Elementkärtchen können jedoch für die Schüler Probleme oder

Fragen aufwerfen. Die Beschreibung des sauren bzw. basischen Reaktionsverhaltens der Oxide

ist für Schüler insofern problematisch, da in manchen Fällen die Oxide unlöslich in Wasser

sind. „Trotz dieser Komplikationen wird auf diese Angabe nicht verzichtet, da die Schüler vor-

handenes Wissen nutzen können, um bei gleicher Summenformel des Oxids (X2O) die Alkali-

metalle von den Halogenen chemisch zu unterscheiden“ [23]. So wurden auch die entstandenen

Lösungen der Alkalimetalle mit dem Indikatorpapier getestet und die Schüler können diese

beobachtete Eigenschaft auf den Elementkärtchen gut einordnen.

Die Trennung der Ebenen nach JOHNSTONE wird auf den Elementkärtchen leider vernach-lässigt. Informationen der Elemente auf allen drei Ebenen werden verwendet: Eigenschaften

der Elementsubstanz (macro), die Atommasse des Elements

(submirco) und das Elementsymbol (representational). Die ge-

wählte Anordnung dieser Informationen auf den Elementkärtchen

versucht die verschiedenen Ebenen des Elementbegriffs nicht

mehr als nötig zu mischen. Als Beispiel wird hier das Element-

kärtchen des Lithiums in verkleinerter Größe gezeigt (vgl. Abb.20.8). Der Elementname, das Elementsymbol und die Atommasse

stehen oben, gefolgt von den wichtigen Verbindungen des Ele-

ments und den Eigenschaften der Elementsubstanz im unteren

Teil. Bei der Besprechung der Elementkärtchen zu Beginn der

Stunde, sollten die Ebenen geklärt werden, um Missverständnisse zu vermeiden. Obwohl die

Schüler in Anlehnung an die historische Situation die Elementkarten ordnen sollen, werden die

korrekten Werte für die Atommassen, die Verbindungen mit korrekten Atomzahlenverhältnis-

Abb. 20.8: Elementkärt-

chen Lithium

Lithium

LiAtommasse: 7 u

wichtige Verbindungen: Li2O und LiCl

Schmelzpunkt: 180 °Cwässrige Lösung desOxids: alkalisch

METALL


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sen verwendet und nicht historische Atomgewichte und die damals teilweise inkorrekten An-

nahmen über die Atomzahlenverhältnisse in den Verbindungen.

Es gibt insgesamt 27 Elementkärtchen [2]. Da bis zum Jahr 1869 alle heutigen Hauptgrup-

penelemente bis einschließlich der 5. Periode entdeckt waren (Edelgase, Germanium und Gal-

lium ausgenommen), bietet es sich an, diese 27 Elemente zu verwenden. Somit wird die ge-

schichtliche Situation didaktisch reduziert wiedergegeben, jede Hauptgruppe ist durch mindes-

tens drei Elemente vertreten [23]. Auf Nebengruppenelemente wird hier verzichtet, da diese im

Periodensystem „zwischen“ die Hauptgruppenelemente eingeschoben werden.

Um die geschichtliche Entwicklung des Periodensystems möglichst angemessen nachzu-

empfinden und „nach zu entdecken“, sollten die Schüler in Gruppen entscheiden, welche Ei-

genschaften nützlich sind, um ein System der Elemente zu erhalten. Zudem sollte deutlich

werden, dass die Suche nach einem Ordnungssystem der Elemente aus der damaligen Situation

der wachsenden Anzahl von Elementen hervorging [27].

Zum Einstieg werden die Elementkärtchen aus der Hausaufgabe behandelt. Die Lehrkraft

erklärt, dass die 27 Elemente, die jede Gruppe vorliegen hat, bereits 1869 entdeckt waren. So-

mit wird der motivierende historische Kontext dargestellt und darauf eingegangen, dass im

Laufe der Zeit immer mehr Elemente entdeckt wurden. Zu Beginn dieser Thematik sollte das

Periodensystem im Chemieraum abgenommen oder verdeckt werden, sodass die Schüler und

Schülerinnen diese Anordnung nicht abschauen können.Die Aufgabe an die Schülergruppen lautet dann, dass sie wie die Forscher in der Mitte des

19. Jahrhunderts vor der Herausforderung stehen, das Sammelsurium an entdeckten Elementen

in eine sinnvolle Ordnung zu bringen. Die Schüler sollen in Form der Gruppenarbeit die Mög-

lichkeiten der sinnvollen Anordnung diskutieren und diese begründen. In der Erarbeitungspha-

se suchen die Schüler so nach Systematisierungsmöglichkeiten der Elemente auf der Grundlage

verschiedener gegebener Eigenschaften. Ziel ist es, dass die Schüler die Periodizität erkennen

bzw. sehen, dass die Elemente in den Elementfamilien ähnliche Eigenschaften aufweisen undals besondere Elementgruppe zusammenstehen sollten.

Zum Ende der Gruppenarbeit werden die Schülergruppen gebeten, ihre Anordnung mit den

großen, magnetischen Elementkarten an der Tafel (oder auf Folien mit dem OHP) der Klasse

vorzustellen. Im Unterrichtsgespräch werden dann die gewählte Anordnung, das Vorgehen der

Gruppen, die Begründungen für die Anordnung und alternative Anordnungen diskutiert. Die

verschiedenen Informationen zu den Elementen auf den Elementkärtchen werden so im Hin-

blick auf das Potenzial zur Systematisierung der Elemente besprochen. Das Vorgehen der

Gruppen ist dabei wichtig und sollte reflektiert werden, denn die einzelnen Arbeitsschritte zei-


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gen den jeweiligen Erkenntnisprozess. Verschiedene systematische Anordnungen sind möglich

und sollten besprochen werden: waagerecht und senkrechte Ausrichtungen, die Gruppierungen

nach Atommassen oder wichtigen Verbindungen.

Insgesamt ermöglichen die Elementkärtchen somit Entdeckendes Lernen, eine hohe Schü-

leraktivität, verschiedene Sozialformen, sie fördern die Kommunikation über fachliche Inhalte

zwischen den Schülern, sie können differenziert durch Hilfestellungen eingesetzt werden. Die

Problematik und Arbeit von MEYER und MENDELEJEW können so von den Schülern und Schü-

lerinnen nachempfunden werden [23]. Andere Lehrkräfte setzten ebenfalls Elementkärtchen im

Unterricht ein und machten folgende Erfahrungen: „Das Ordnungsprinzip verinnerlichen die

Schüler am besten, wenn sie das PSE selbstständig erarbeiten. Nach den ersten Versuchen er-

weist sich eine Gruppierung der Elemente nach Metallen, Halbmetallen und Nichtmetallen

schnell als wenig sinnvoll und wird verworfen. Ziel ist, dass die Lernenden die Elementfami-

lien finden und nach ihrer Atommasse ansteigend von oben nach unten und von links nach

rechts ordnen“ [28].

Wenn das Unterrichtsziel, die gemeinsame Entwicklung eines Elementsystems mit den

Schülern erreicht wurde, stellt der Lehrer erneut einen Bezug zur Geschichte her. Die Schüler

sind durch ihr Vorgehen den Spuren von MENDELEJEW und MEYER gefolgt. Im Zuge dessen

zeigt die Lehrkraft eine Kopie eines PSE-Entwurfs von MENDELEJEW [28]. Seine Tabelle bietet

somit den Anknüpfungspunkt für die zwei Lücken im Ordnungssystem, welche wohl auch dieSchüler erkannt haben. Hier beschreibt die Lehrkraft nun, dass MENDELEJEW in seiner For-

schungsarbeit zum Periodensystem noch weiter ging und es wagte, die Eigenschaften der noch

unentdeckten Elemente vorherzusagen. Analog zur Geschichte sollen die Schüler nun Vermu-

tungen für die Eigenschaften der beiden noch fehlenden Elemente äußern. Moderiert vom Leh-

rer, werden Fragen nach den Eigenschaften in Anlehnung an die Elementkärtchen diskutiert.

Dazu müssen die Schüler die ähnlichen Eigenschaften der Elemente in einer Gruppe auf die

unbekannten Elemente übertragen und somit das Periodensystem „anwenden“. Anschließendwerden die geäußerten Vermutungen durch die Schüler nachgeschlagen und verglichen. „Ihre

Bestätigung veranschaulicht eindrucksvoll die Leistungsstärke des Ordnungsprinzips im Perio-

densystem der Elemente“ [28]. Zur Ergebnissicherung werden zwei leere Elementkärtchen an

der Tafel oder auf Folie für Germanium und Gallium mit den Schülern zusammen ausgefüllt.

Die Ergänzung der Edelgase kann je nach Verlauf und Zeit entweder an die Vorhersagen zu

Germanium und Gallium analog angeschlossen oder als Hausaufgabe aufgegeben werden. An

dieser Stelle kann die historische Tatsache, dass die Edelgase erst später gefunden wurden, für


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das Verständnis zu Periodisierungsfragen für die Schüler von besonderer Bedeutung sein. Inso-

fern können erneut leere Elementkärtchen für die Edelgase zum Einsatz kommen.

Die Fragen, warum die Elemente die Elementfamilien bilden und warum die Ordnungszahl

als das Ordnungskriterium für das Periodensystem der Elemente gilt, führen schließlich zur

Behandlung des Atommodells: „Diese Fragen bilden einen Übergang zur Einführung eines

adäquaten Atommodells (Schalenmodell, Kugelwolkenmodell) und dessen anschließende Her-

leitung aus experimentellen Daten“ [28].

Ein chemiedidaktisches PSE. Das übliche Periodensystem (vgl. Abb. 20.7) beinhaltet mit

Ordnungszahlen und Atommassen die wichtigsten Informationen zu den verschiedenen Atom-

arten, aber keine Informationen zu den entsprechenden Ionenarten. Da empirische Forschungen

ergeben haben, dass der Ionenbegriff in der Schule sehr vernachlässigt wird und viele diesbe-

zügliche Fehlvorstellungen durch die Schüler und Schülerinnen entwickelt werden (Natrium-

chlorid besteht aus „NaCl-Molekülen“ [29]), ist zur Prävention solcher Schülervorstellungen

ein Periodensystem entwickelt worden, das sowohl Atome als auch Ionen als „Grundbausteine

der Materie“ enthält (vgl. Abb. 20.9).

Abb. 20.9: Atome und Ionen als Grundbausteine der Materie, Ausschnitt aus dem PSE [30]


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Atome und Ionen werden durch Kugelmodelle unterschiedlicher Größen symbolisiert, die

etwa den empirisch bekannten Größenverhältnissen entsprechen. Metall-Atome auf der linken

Seite werden durch die gestrichelte Linie von den Nichtmetall-Atomen abgegrenzt. Es sind

nicht alle Elemente enthalten, die Abbildung zeigt nur einen Ausschnitt aus dem PSE. Nur die

für die Schulchemie wichtigsten Ionen werden zusammen mit den entsprechenden Atomen

symbolisiert. Das Wasserstoff-Atom ist als Nichtmetall-Atom auf der rechten Seite des PSE

positioniert, das Hydrid-Ion H- passt mit der Ionenladung ebenfalls gut an diese Stelle.

Da die Struktur der Materie ein wichtiges Basiskonzept in allen Richtlinien darstellt [24], ist

zu dem PSE ein Kombinationssystem entwickelt worden. Durch gedankliches Kombinieren

von Metall-Atomen „links und links im PSE“ werden die Strukturen der reinen Metalle und

einiger Legierungen erhalten, Nichtmetall-Atome „rechts und rechts im PSE“ verknüpfen sich

zu Molekülstrukturen, und schließlich Ionen „links und rechts im PSE“ zu Ionengitter-

Strukturen und dem entsprechenden Aufbau von Salzkristallen (vgl. Tab. 20.7).

Auf diesem Weg werden die Forderungen von JOHNSTONE [25] realisiert: Nach Auswerten

einiger passender Experimente zu Metallen, Nichtmetallen und Salzen werden zunächst die

Strukturen ausgewählter Substanzen unterrichtet, um danach die chemischen Symbole an-

schaulich zu machen – insbesondere kommen Ionensymbole für die festen Salze ins Spiel:

Na+Cl- oder Ca2+(Cl-)2 . Die Ionen werden speziell als ebenso wichtige und real existierende

Teilchen neben Atomen und Molekülen auf der Grundlage des Daltonschen Atommodells be-handelt, sodass die Säuren, Laugen und Salze unter Verwendung von Ionensymbolen sachge-

recht unterrichtet werden können [30].

Weiterhin werden erste Fragen der chemischen Bindung erarbeitet. Elementare Substanzen

bestehen aus einer Sorte von Atomen: sie können unverknüpft vorliegen (Ar-Atome in Argon),

oder verknüpft in Molekülen (etwa N2-Moleküle in Stickstoff), oder verknüpft in Atomgittern

(etwa C-Atome in Graphit oder Diamant). Verbindungen sind Substanzen, die aus zwei oder meh-

reren Atomarten oder Ionenarten zusammengesetzt sind: Atome können in Molekülen (CO2) undAtomgittern (SiO2) verknüpft vorliegen, oder Ionen in Ionengittern (Na

+Cl-). In jedem Fall hän-

gen die Eigenschaften der Stoffe von der Anordnung und Verknüpfung ihrer Teilchen ab.

Um modellhaft Teilchen zu Strukturen existierender Stoffe sinnvoll aufbauen zu können, sind

einige Verknüpfungsregeln zu beachten. So lassen sich Grundbausteine nur dann verknüpfen,

wenn sie dieselbe Qualität der Bindekräfte aufweisen. Die experimentelle Prüfung und lange La-

borerfahrung führt zu drei Klassen von Grundbausteinen verschiedener Kraftqualitäten [30]:

1. Metall-Atome 2. Nichtmetall-Atome 3. Ionen


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Tab. 20.7: Verknüpfungsregeln für Metall-Atome, Nichtmetall-Atome und Ionen [30]

Verknüpfung

nach Standort im PSE

Teilchenart Bindungsart Struktur

„links und links“ Metall-Atome räumlich ungerichtet Metallgitter

„links und rechts“ Ionen räumlich ungerichtet Ionengitter

„rechts und rechts“ Nichtmetall-Atome räumlich gerichtet Molekül oder

Atomgitter

Da die Metall-Atome mit gleicher Kraftqualität alle auf der „linken Seite“ des PSE und die

Nichtmetall-Atome mit anderer Kraftqualität auf der „rechten Seite“ des PSE und die Ionen „linksund rechts“ aufgeführt sind, lassen sich bestimmte Verknüpfungsregeln ableiten (vgl. Tab. 20.7).

Unter räumlich ungerichteten Bindekräften sind solche Kräfte zu verstehen, die von einem

Teilchen kugelsymmetrisch in alle Richtungen des Raumes ausgehen. Metall-Atome oder Ionen

bauen unendliche Kristallstrukturen auf: so verknüpfen sich beispielsweise beliebig viele Metall-

Atome im Metallgitter, beliebig viele Ionen im Ionengitter .

Als Modellvorstellung für Metallgitter dienen dichteste Kugelpackungen: darin wird eine Ku-

gel von soviel Nachbarkugeln berührt, wie Platz vorhanden ist, nämlich von genau zwölf gleich

großen Kugeln. Eine solche Packung ist ein gutes Modell für den Silberkristall: die Ag-Atomeordnen sich an wie Kugeln in der dichtesten Kugelpackung, jedes Ag-Atom im Inneren des Kris-

talls berührt 12 andere Ag-Atome, die Koordinationszahl lautet 12. Auch für Ionengitter sind Ku-

gelpackungen von Kugeln zweier unterschiedlicher Größen und Farben anschauliche Modelle.

Unter räumlich gerichteten Bindekräften sind Kräfte zu verstehen, die von Nichtmetall-

Atomen ausgehend nur in bestimmte Richtungen zu wirken vermögen. Solche Atome verknüpfen

sich zu Molekülen, in denen nur eine begrenzte, aber bestimmte Anzahl von Atomen verknüpft

vorliegt. So sind im Methan-Molekül ein C-Atom und vier H-Atome tetraedrisch zum CH4-

Molekül verknüpft, C-Atome werden vierbindig, H-Atome einbindig genannt.

Als Modelle für Nichtmetall-Atome mit gerichteten Bindekräften sind die Kugeln der Mole-

külbaukästen zu betrachten, sie besitzen jeweils eine bestimmte Anzahl von „Druckknöpfen“ oder

„Bindeärmchen“: Modelle für C-Atome besitzen 4 Druckknöpfe, für O-Atome 2 Druckknöpfe,

für H-Atome 1 Druckknopf.

Die Verknüpfungsregeln sind auch in neuen farbigen Formen des chemiedidaktischen PSE

enthalten (vgl. Abb. 20.10). Dieses und anders farbig gestaltete Systeme können aus dem In-

ternet heruntergeladen werden [31]: www.chemisch-denken.de . Auch der StrukturorientierteChemieunterricht kann im Internet studiert werden [32]: www.wikichemie.de .

http://www.chemisch-denken.de/http://www.chemisch-denken.de/http://www.wikichemie.de/http://www.wikichemie.de/http://www.wikichemie.de/http://www.wikichemie.de/http://www.chemisch-denken.de/


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Abb. 20.10: Atome, Ionen, Kombinationsregeln und Molekül-Ionen [31]

Mit dem chemiedidaktischen Periodensystem erfüllt sich ein bekannter Traum der Antike:

„Die alte Idee der griechischen Naturphilosophen hat sich damit realisiert, ein Baukastensys-

tem kleinster Teilchen zur Verfügung zu haben, aus dem sich durch ihre Kombinationen die

Substanzen des gesamten Universums aufbauen lassen“ [30].

Schluss. Bei der Recherche zur Geschichte des Periodensystems der Elemente ist es faszinie-

rend zu sehen, welche Gedankengänge Chemiker des 19. Jahrhunderts hatten und welche Er-kenntnisse sie mit den damals vorhanden Mitteln und Möglichkeiten ableiteten. Vor allem der

Ruhm um die Entdeckung neuer Elemente spiegelt sich in den historischen Quellen wieder.

So suchten die Chemiker nach noch unentdeckten Elementen, stellten sich die Fragen, ob es

eine „Obergrenze“ gebe, welche Elemente noch fehlten, wie die entdeckten Elemente im Ver-

hältnis zueinander stehen und welche Verhältnisse dies sein könnten.

Auch die Frage, ob die Elemente ohne Bezug zu einander existierten, interessierte sie. So

veröffentlichten viele Chemiker damals unterschiedliche Systematisierungen und Ordnungs-systeme. DÖBEREINER war der Erste, der den Zusammenhang zwischen den chemisch ähnli-


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chen Eigenschaften einiger Elementsubstanzen und deren Atommassen bemerkte. Auch

NEWLANDS erkannte die Periodizität, verglich diese aber, unverständlich für die London Che-

mical Society von 1866, mit den Oktaven der Musik. Schließlich waren es jedoch MEYER und

MENDELEJEW die unabhängig voneinander die Elemente nach aufsteigendem Atomgewicht und

den Eigenschaften ihrer Elementsubstanzen anordneten. Dabei zeigten sie durch verschiedene

strukturierte Anordnungen spezifische Zusammenhänge zwischen den Elementen, insbesonde-

re zwischen den chemischen Eigenschaften und den Atommassen.

MENDELEJEWS Vorhersagen einiger Elementeigenschaften und seine standhafte Überzeu-

gung von deren Richtigkeit, besonders bei der Entdeckung des Germaniums durch WINKLER ,

stachen in diesem Fall deutlich heraus. Auch R AMSAYS Durchhaltevermögen bei der müheseli-

gen Entdeckung der Edelgase und der darauf folgenden Eingliederung der Gruppe der Edelgase

in das vorhandene Periodensystem waren eindrucksvoll.

Die Einsicht, dass auch die großen Denker der damaligen Zeit teilweise falsche Hypothesen

aufstellten, ist bestärkend: die Geschichte der Wissenschaften verläuft nicht immer linear.

Auch die Entdecker des Periodensystems der Elemente machten Fehler und konnten Irrtümer

nicht vermeiden. Der Aspekt, dass auch hochangesehene Wissenschaftler Fehler machten, kann

Schüler und Schülerinnen dahingehend bekräftigen und motivieren, sich eingehender mit der

Thematik und den auftretenden Hindernissen zu beschäftigen.

Die geschichtliche Nachentdeckung der Ordnung des Periodensystems in der Schule durch

die in dieser Arbeit beschriebene Unterrichtsreihe zielt unter anderem darauf ab. Zwar wird die

Entstehungsgeschichte des Periodensystems der Elemente in der Unterrichtsreihe didaktisch

stark verkürzt, jedoch werden Schlüssigkeit und Aussagekraft des Periodensystems deutlich.

So lernen die Schüler zunächst die Elementsubstanzen Lithium, Natrium und Kalium der Alka-

limetallfamilie experimentell kennen. Diese erarbeiteten chemischen Eigenschaften werden

durch Recherche weiterer Eigenschaften der Elemente ergänzt, auf Grundlage der Atommassen

werden die drei Elemente dann in die bekannte Reihenfolge gebracht. Diese exemplarischeBehandlung der Alkalimetalle wird im Folgenden auf die Ordnung der Elemente in weiteren

Hauptgruppen übertragen. Die Elementkärtchen sind soweit vorbereitet, dass die Schüler die

aufgeführten Eigenschaften als Ordnungskriterien verwenden können. Durch die hohe Schüler-

aktivität bei der Ordnung der Elementkärtchen haben die Schüler und Schülerinnen den Sach-

verhalt eigenständig entdeckt, um so schließlich das Periodensystem der Elemente zu verste-

hen. Durch die anschließenden Vorhersagen der fehlenden Elemente Germanium und Gallium

wird die Periodizität der Anordnung der Elemente im Periodensystem noch einmal verdeut-licht, zumal die Einordnung der Edelgase am Schluss noch erfolgen kann.


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Der Aufbau der Atome und Ionen kann anschließend unterrichtet werden, sodass das Perio-

densystem noch weitergehend verstanden wird. Zwar wurde die vorgestellte Unterrichtsreihe

noch nicht in der Schule durchgeführt, doch berichten FREIMAN [23] und BORSTEL [28] von

positiven Erfahrungen bei der Verwendung der vorgeschlagenen Elementkärtchen: ein über-

zeugendes Beispiel von Entdeckendem Lernen, wie es in der Fachdidaktik g

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